Тема 6. Буферные растворы Учебные цели

Поддержание кислотно-щелочного баланса на необходимом уровне является одним из важнейших факторов общего гомеостаза живых организмов. Это выражается в достаточно постоянных значениях рН биологических сред и в способности восстанавливать рН при поступлении в эти среды кислот и оснований. В результате жизнедеятельности в организме образуется большое количество углекислоты (до 13 моль ежесуточно). При некоторых патологических процессах, например при диабете, образуется значительное количество нелетучих кислот (до 1 моль в сутки ацетоуксусной и β-оксимасляной кислот). От кислот организм освобождается благодаря физиологическим процессам: дыханию (от летучей кислоты СО₂) и мочевыделению (от нелетучих кислот). Основания, которые образуются в процессе метаболизма аминокислот и белков, выводятся через почки. Но с помощью физиологических процессов кислоты и основания выводятся из организма достаточно медленно, а быстрая их нейтрализация и поддержание рН осуществляется за счет физико-химических процессов в буферных системах. Основными буферными системами организма являются гидрокарбонатная, гемоглобиновая, фосфатная и белковая. Все эти системы имеются в крови, где с их помощью строго поддерживается рН=7,40±0,05, несмотря на поступление из кишечника и тканей значительного количества кислот и небольшого - оснований.

Буферные растворы находят широкое применение в аналитической химии, например, при количественном определении ионов металлов в биологических жидкостях методом комплексонометрического титрования.

Изучив тему вы должны

«знать»

1. Что такое буферные растворы, их классификацию.

2. Состав и механизм действия кислотных и основных буферных растворов.

3. Что такое буферная емкость, от каких факторов она зависит.

«уметь рассчитывать»

рН буферного раствора по уравнению Гендерсона-Хассельбаха.

«иметь практические навыки»

1. Готовить 0,1н и 0,01н фосфатные буферные растворы.

2. Определять и рассчитывать рН приготовленных буферных растворов.

3. Определять величину меры буферной емкости методом титрования.

4. Работать с мерной химической посудой.

Литература

1. Беляев А.П., Кучук В.И., Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия: Учебник / Под ред. Проф. Беляева А.П. – М.: ГЭОТАР - Медиа, 2008, стр. 216-219.

2. Евстратова К.И., Купина Н.А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия: учебник для фармацевтических ВУЗов и факультетов/ под ред. Евстратовой К.И. – М.: Высш. шк., 1990,

стр. 128-131.

3. Ершов Ю.А., Попков В.А., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Химия биогенных элементов: учебник для ВУЗов/ под ред. Ершова Ю.А. – 2-е изд., испр. и доп. – М: Высш. шк., 2000,

стр. 108-119.

Теоретическая часть

Буферным называют раствор, способный поддерживать практически постоянное значение рН при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Компонентами протолитических буферных растворов являются донор протона и акцептор протона, представляющие собой сопряженную кислотно-основную пару.

Буферные системы делятся на кислотные и основные. Кислотные буферные растворы содержат слабую кислоту (донор протона) и соль этой кислоты (акцептор протона). К ним относятся ацетатная буферная система - СН₃СООNa, СН₃СООН; гидрокарбонатная - NaНСО₃, Н₂СО₃; гидрофосфатная – Na₂HPO₄, NaH₂PO₄. Основными буферными растворами называются растворы, содержащие слабое основание (акцептор протона) и соль этого основания (донор протона). К основным буферным растворам относится аммиачный буфер - NH₃·Н₂О, NH₄Cl.

Механизм буферного действия рассмотрим на примере ацетатного буферного раствора. В кислотной буферной системе наблюдаются два процесса: один обратимый – диссоциация слабой кислоты:

СН₃СООН ↔ Н⁺ + СН₃СОО^-

другой необратимый – диссоциация соли:

СН₃СООNa → Na⁺ + СН₃СОО^-

По закону действующих масс константа диссоциации для уксусной кислоты

Концентрация в растворе акцептора протона (СН₃СОО^-) определяется в основном концентрацией соли СН₃СООNa, т.к. диссоциация слабой уксусной кислоты в присутствии сильного электролита – её соли, подавляется. Т.к. уксусная кислота диссоциирует очень слабо, то считают, что концентрация её не изменилась. Поэтому уравнение (1) можно представить в виде

Логарифмируя уравнение (2), получают

lg[Н⁺] = lgК + lg[кислота] - lg[соль].

Меняют знаки на обратные:

-lg[Н⁺] = -lgК - lg[кислота] + lg[соль], т.е.

рН = рК_а - lg[кислота] + lg[соль], т.е.

В соответствии с уравнением Гендерсона - Хассельбаха (3), рН кислотной буферной системы зависит от показателя константы диссоциации слабой кислоты рК_а и отношения концентраций акцептора протона (соли) и донора протона (кислоты) в растворе.

При добавлении небольших количеств сильной кислоты (например, НCl→Н⁺ + Cl^-), казалось бы должно произойти увеличение концентрации ионов водорода. Однако этого не происходит, т.к. катионы Н⁺ связываются акцептором протона буферного раствора c образованием малодиссоциирующей уксусной кислоты:

Н⁺ + СН₃СОО^- → СН₃СООН

Значение рН среды не изменяется.

При добавлении небольших количеств щелочи (например, NaOH→Na⁺ + OH^-) анионы ОН^- связываются донором протона с образованием малодиссоциирующего соединения – воды:

OH^- + СН₃СООН → СН₃СОО^- + Н₂О

Значение рН среды поддерживается постоянным.

При разбавлении буферного раствора водой концентрация кислоты и соли изменяются в одинаковое число раз и их отношение остается постоянным, например,

[Н⁺] = К · 0,1 / 0,1 = К · 0,01 / 0,01 = К · 0,001 / 0,001 = const.

Защитные свойства буферных растворов по отношению к действию кислот и щелочей будут сохраняться до тех пор, пока концентрации компонентов буферного раствора, связывающих Н⁺ или ОН^-, будут больше концентрации добавляемых ионов:

с(Н⁺)_добавл<[акцептор протона]; с(ОН^-)_добавл<[донор протона].

Для характеристики сопротивляемости буферных растворов к добавлению кислот или оснований введено понятие буферная емкость. Буферная емкость – способность буферного раствора сохранять постоянство рН при добавлении некоторого количества кислоты или щелочи.

Мерой буферной емкости (В) называется число моль-эквивалентов сильной кислоты или щелочи, которые нужно добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы изменить величину рН на единицу

(4),

где n_x – количество моль-эквивалентов кислоты или щелочи,

рН₀ и рН – водородный показатель буферного раствора до и после титрования.

Мера буферной емкости зависит от концентраций компонентов в буферном растворе. Чем выше концентрация компонентов, тем больше буферная емкость. Максимальное буферное действие будет наблюдаться при равных концентрациях компонентов в смеси. В таких буферных растворах рН = рК_а (4).